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Nachweise für Anionen

Nachweise für Anionen nennt man chemische Reaktionen, mit denen ein Anion oder mehrere Anionen in einer Untersuchungssubstanz (Probe) nachgewiesen werden können. Es gibt Anionennachweise, bei denen Anionen wie Carbonat, Sulfid und Acetat direkt aus der Probe nachgewiesen werden können, und weitere Anionennachweise, die nur aus dem so genannten Sodaauszug funktionieren (für die Anionen Sulfat, Nitrat, Phosphat, Chlorid, Bromid, Iodid und Thiosulfat).

Der folgende Artikel beschreibt die Durchführung dieser Anionennachweise in der qualitativ-anorganischen Analytik, wie sie an Schulen und Universitäten im Anfangsstudium gelehrt wird, und gibt die hier ablaufenden, für die allgemeine und anorganische Chemie wichtigen Reaktionen in Form von Reaktionsschemen an.

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Carbonat-Anionen

Carbonat-Ionen (CO₃²⁻) lassen sich durch Zugabe von Salzsäure nachweisen, bei der Kohlenstoffdioxid entsteht:

$\mathrm{CO_3^{2-} + 2 \ HCl \longrightarrow CO_2 \uparrow + 2 \ Cl^- + H_2O}$

Kohlenstoffdioxidgas wird in das Nachweisreagenz Kalk- oder Barytwasser geleitet. Dort erzeugt es eine weiße Trübung von Calcium- bzw. Bariumcarbonat:

$\mathrm{Ba(OH)_2 \ (aq) + CO_2 \ (g) \longrightarrow BaCO_3 \ (s) + H_2O \ (l)}$

Bariumhydroxid und Kohlenstoffdioxid reagieren zu Bariumcarbonat und Wasser

Dabei ist der Störende Einfluss von Sulfit- und Thiosulfationen zu beachten, sie können durch vorheriges Zutropfen von Wasserstoffperoxidlösung entfernt werden.

Halogenid-Anionen

Nachweis mit Silbersalzlösung und Ammoniak

Beim Zutropfen von Silbernitrat-Lösung in die zu prüfende Flüssigkeit bilden sich beim Vorhandensein von Halogenid-Ionen Niederschläge.

Bei Iodid-Ionen (siehe Bild Reagenzglas 1): Ausbildung eines käsig-gelben Niederschlags.

$\mathrm{I^- + AgNO_3 \longrightarrow AgI \downarrow + NO_3^-}$

Iodid-Ionen reagieren mit Silbernitrat zu Silberiodid und Nitrat-Ionen.

Silberiodid ist gänzlich unlöslich in Ammoniakwasser. (Reagenzglas 2)

Bei Bromid-Ionen (siehe Bild Reagenzglas 3): Ausbildung eines weiß/gelblichen Niederschlags.

$\mathrm{Br^- + AgNO_3 \longrightarrow AgBr \downarrow + NO_3^-}$

Bromid-Ionen reagieren mit Silbernitrat zu Silberbromid und Nitrat-Ionen.

Silberbromid ist in konz. Ammoniakwasser etwas löslich. (Reagenzglas 4)

$\mathrm{AgBr + 2 \ NH_3 \longrightarrow Ag[(NH_3)_2]^+ + Br^-}$

Silberbromid reagiert mit konz. Ammoniakwasser zum löslichen Silberdiammin-Komplexion und Bromid-Ionen.

Bei Chlorid-Ionen (siehe Bild Reagenzglas 5): Ausbildung eines weißen Niederschlags.

$\mathrm{Cl^- + AgNO_3 \longrightarrow AgCl \downarrow + NO_3^-}$

Chlorid-Ionen reagieren mit Silbernitrat zu Silberchlorid und Nitrat-Ionen.

Silberchlorid ist selbst in schwach konz. Ammoniakwasser recht gut löslich. (Reagenzglas 6)

$\mathrm{AgCl + 2 \ NH_3 \longrightarrow Ag[(NH_3)_2]^+ + Cl^-}$

Silberchlorid reagiert mit konz. Ammoniakwasser zum löslichen Silberdiammin-Komplexion und Chlorid-Ionen.

Zu beachten ist dass Fluorid-Ionen, die ja auch unter die Halogenid-Ionen zählen, keinen Niederschlag mit Silbersalzlösung bilden, da Silberfluorid ein in Wasser gut lösliches Salz ist.

Nachweis mit Chlorwasser und Hexan

Eine weitere Unterscheidungsmöglichkeit ist die Zugabe von Chlorwasser und Hexan: Chlor oxidiert Bromid- und Iodidionen zum Halogen. Dieses löst sich beim Schütteln in der Hexanphase (Extraktion): Brom in Hexan sieht orangebraun aus, Iod in Hexan rosaviolett (vgl. Abb. oben, Redoxreaktion, Spannungsreihe der Nichtmetalle):

$\mathrm{2 \ Br^- + Cl_2 \longrightarrow Br_2 \uparrow + 2 \ Cl^-}$

Bromid-Ionen werden durch Chlor zu elementarem Brom oxidiert, welches sich in Hexan mit einer braunorangenen Färbung löst.

$\mathrm{2 \ I^- + Cl_2 \longrightarrow I_2 \uparrow + 2 \ Cl^-}$

Iodid-Ionen werden durch Chlor zu elementarem Iod oxidiert, welches sich in Hexan mit einer dunkelvioletten Färbung löst.

Die Oxidationszahl des Oxidationsmittels Chlor wird bei beiden Reaktionen kleiner (von 0 nach −1), es wird also reduziert, bei dem Reduktionsmittel Bromid-Ion bzw. Iodid-Ion wird die Oxidationszahl größer (von -1 nach 0), sie werden also oxidiert.

Fluorid-Anionen

Eine kleine Portion der Probe wird in den Bleitiegel gegeben, mit gepulverter Kieselsäure oder Natriumsilicat versetzt und gemischt. Anschließend überschichtet man vorsichtig mit Schwefelsäure. Es bildet sich Siliciumtetrafluorid-Gas:

$\mathrm{2 \ F^- + H_2SO_4 \longrightarrow SO_4^{2-} + 2 \ HF}$

Fluorid-Ionen reagieren mit Schwefelsäure zu Sulfat-Ionen und Fluorwasserstoff.

$\mathrm{SiO_2 + 4 \ HF \rightleftharpoons SiF_4 + 2 \ H_2O}$

Siliciumdioxid reagiert mit Fluorwasserstoff zu Silicumtetrafluorid und Wasser.

Man verschließt den Tiegel mit einer PVC-Platte, an deren Unterseite sich ein kleiner Wassertropfen befindet (dieser darf natürlich nicht in die Probe hängen) und lässt ungefähr eine Minute stehen. Das SiF₄ reagiert mit dem Wasser wieder zu weißem Siliciumoxid, das sich kraterförmig im Tropfen absetzt.

Eine Alternative zur PVC-Platte mit Wassertropfen ist ein schwarzes Filterpapier, das angefeuchtet wird. Das entweichende SiF₄-Gas zersetzt sich dort zu SiO₂, was an einem weißen Fleck erkennbar ist.

Ohne Kieselgel oder Natriumsilicat kommt man aus, wenn man einen Deckel mit Öffnung verwendet, auf dem sich Glas befindet (z. B. Objektträger). Man befeuchtet die Probe im Bleitiegel mit Schwefelsäure, der entweichende Fluorwasserstoff ätzt das Glas an.

Die Kriechprobe ist eine weitere Möglichkeit, Fluoride nachzuweisen. Hierzu wird eine Probe in einem Reagenzglas mit konzentrierter Schwefelsäure versetzt. Durch die entstehende Flusssäure wird das Glas angeätzt und beim Schütteln benetzt die Schwefelsäure die Wandung nicht mehr, sondern läuft tropfenförmig ab.

Sulfid-Anionen

Sulfid-Ionen (S²⁻) lassen sich mit Bleiacetatpapier nachweisen, wobei eine schwarze Färbung des Papiers eintritt, hervorgerufen von Bleisulfid:

$\mathrm{S^{2-} + Pb(CH_3COO)_2 \longrightarrow PbS + 2 \ CH_3COO^-}$

Sulfid-Ionen reagieren mit Blei(II)acetat zu schwarzem Blei(II)sulfid und Acetat-Ionen.

Eine weitere Möglichkeit ist das Ansäuern einer festen Probe mit einer starken Säure. Es entsteht ein abscheulich, charakteristischer Geruch nach faulen Eiern, hervorgerufen durch das Gas Schwefelwasserstoff, welches mit der Säure aus dem Sulfid verdrängt werden konnte.

$\mathrm{S^{2-} + 2 \ H^+ \longrightarrow H_2S \uparrow}$

Sulfid-Ionen reagieren mit Wasserstoff-Ionen zu dem Gas Schwefelwasserstoff (ähnlicher Geruch wie faule Eier).

Sulfat-Anionen

Sulfat-Ionen (SO₄²⁻) lassen sich mit salzsaurem Bariumchlorid nachweisen. Bei Zugabe einer angesäuerten Lösung von BaCl₂ entsteht ein weißer Niederschlag von unlöslichem Bariumsulfat:

$\mathrm{SO_4^{2-} + BaCl_2 \longrightarrow BaSO_4 \downarrow + 2 \ Cl^-}$

Sulfit-Anionen

Schon die Redoxreaktion mit Kaliumpermanganat als Oxidationsmittel kann einen Hinweis auf Sulfit geben (wie auch auf Eisen(II)-ionen und alle anderen Reduktionsmittel).

Sulfit-Ionen (SO₃²⁻) lassen sich zum Nachweis dann per Verdrängungsreaktion mit (konzentrierter) Schwefelsäure nachweisen. Es entsteht ein stechender Geruch von Schwefeldioxid:

$\mathrm{SO_3^{2-} + H_2SO_4 \longrightarrow SO_2 + H_2O + SO_4^{2-}}$

Nitrat-Anionen

Nachweis über Ringprobe

Nitrationen werden mit der Ringprobe nachgewiesen: Die Probelösung (schwefelsauer, schwermetallfrei) wird mit frischer Eisen(II)-sulfat-Lösung versetzt und mit konzentrierter Schwefelsäure überschichtet. An der Grenzfläche zwischen beiden Flüssigkeiten werden die Nitrationen zu Stickstoffmonoxid (NO) reduziert.

$\mathrm{3 \ Fe^{2+} + NO_3^- + 4 \ H^+ \longrightarrow 3 \ Fe^{3+} + NO + 2 \ H_2O}$

Eisen(II)-Ionen und Nitrat-Ionen reagieren in saurer Umgebung zu Eisen(III)-Ionen, Stickstoffmonooxid und Wasser.

Dieses Radikal bildet in wässriger Lösung mit weiteren Eisenionen einen braunen Komplex, der als „Ring“ an der Phasengrenze im Reagenzglas sichtbar wird:

$\mathrm{Fe^{2+} + NO + 5 \ H_2O \longrightarrow [Fe(H_2O)_5NO]^{2+}}$

Überschüßige Eisen(II)-Ionen reagieren mit Stickstoffmonooxid und Wasser zum Pentaaquanitrosyleisen(II)-Ionenkomplex.

Der Nachweis wird durch Bromid- und Iodidionen gestört, die mit der konz. Schwefelsäure ebenfalls die Phasengrenze rotbraun färben können.

Eine weitere Fehlerquelle entsteht durch Nitritionen, welche ebenfalls eine Braunfärbung hervorrufen, allerdings ist diese viel intensiver. Entfernen kann man sie durch Zugabe von Harnstoff in leicht angesäuerter Probelösung. Weitere Probleme ergeben sich bei Anwesenheit von Sulfit- und Thiosulfationen, welche die Nitrationen zu Nitritionen reduzieren und somit keine hundertprozentige Aussage über die anwesenden stickstoffhaltigen Ionen zulassen.

Nachweis mittels Lunges-Reagenz

Eine weitere Möglichkeit ist der Nachweis mittels Lunges-Reagenz: Bei der Reaktion mit Lungereagenz muss die Lösung nitritionen-frei sein (Abtrennung siehe Ringprobe). Diese wird, wenn sie sauer ist, mit Carbonationen neutralisiert und anschließend mit Essigsäure, auf einer Tüpfelplatte, angesäuert. Danach kommen einige Tropfen Sulfanilsäure und ein Kristall β-Naphthol hinzu. Es darf an dieser Stelle keine Färbung auftreten, ansonsten ist die Probelösung nitrithaltig, was mit Zugabe von Harnstoff behoben werden muss. Nun wird noch etwas Zinkstaub hinzugegeben, welcher Nitrationen zu Nitritionen reduziert und für eine langsame gelb-orange Färbung der Lösung und eine rote Färbung des Kristalls sorgt.

Der Nachweis wird durch die Anwesenheit von Nitrit-, Sulfit-, Thiosulfat- und Hexacyanoferrat(III)-Ionen gestört.

Nitrit-Anionen

Nitrit-Ionen werden, ähnlich den Nitrat-Ionen, mittels Lunges-Reagenz nachgewiesen. Die Probelösung muss bei Untersuchung auf Nitrit-Ionen keine besonderen Eigenschaften besitzen. Sie sollte nur nicht zu sauer sein, ansonsten muss die Lösung mit Carbonat-Ionen neutralisiert werden. Nun wird die Probelösung wiederum mit stark konz. Essigsäure angesäuert. Danach kommen einige Tropfen Sulfanilsäure hinzu und ein Kristall β-Naphthol. Nimmt der Kristall an dieser Stelle eine rote Färbung an, so sind Nitrit-Ionen in der Lösung enthalten.

Phosphat-Anionen

Phosphate weist man mit Ammoniumheptamolybdat in salpetersaurer Lösung oder aber mit ammoniakalischer Magnesiumsalzlösung (pH 8–9) nach.

Nachweis mit Molybdatlösung

Die schwermetallfreie Probelösung wird mit konzentrierter Salpetersäure aufgekocht (Oxidation störender Reduktionsmittel: In Anwesendheit reduzierender Ionen wie Sulfid, Bromid, Iodid, Thiosulfat oder auch Zinn(II)-Kationen entsteht stattdessen Molybdänblau), mit Ammoniummolybdatlösung versetzt und erneut kurz aufgekocht. Dabei weist eine gelbe Trübung auf Phosphate hin, die mit Molybdaten den gelben Ammoniummolybdatophosphatkomplex bilden:

$\mathrm{H_2PO_4^- + 3 \ NH_4^+ + 12 \ MoO_4^{2-} + 22 \ H^+ + x \ H_2O \longrightarrow (NH_4)_3[P(Mo_3O_{10})_4(H_2O)_x] (gelb) + 12 \ H_2O}$

Nachweis mit ammoniakalischer Magnesiumsalzlösung

Die schwermetallfreie, mit Ammoniak und Ammoniumchlorid auf pH 8–9 gepufferte Probelösung wird mit Magnesiumchloridlösung versetzt. Eine weiße Trübung von Magnesiumammoniumphosphat (MgNH₄PO₄) zeigt ebenfalls Phosphat an (säurelöslich):

$\mathrm{Mg^{2+} + NH_4^+ + PO_4^{3-} \longrightarrow MgNH_4PO_4 (weiss)}$

Arsenat-Anionen

Arsenat-Nachweis mit Magnesiumsalz

Arsenat-Ionen ähneln dem Phosphat-Anion. Entsprechend gibt es weitere, den Phosphat-Nachweisen ähnliche Reaktionen zur Identifikation von Arsenat:

Gibt man zu einer ammoniakalischen, ammoniumchloridhaltigen Lösung von Arsenat Magnesium-Ionen, so erhält man einen kristallinen Niederschlag von Magnesiumammoniumarsenat-Hexahydrat:

$\mathrm{AsO_4^{3-} + Mg^{2+} + NH_4^+ + 6 \ H_2O \longrightarrow MgNH_4AsO_4 \cdot 6 \ H_2O}$

Arsenat reagiert mit Magnesiumionen, Ammoniumionen und Wasser zu Magnesiumammoniumarsenat-Hexahydrat.

Arsenatnachweis mit Molybdatlösung

Eine weitere, dem Phosphatnachweis Nachweisreaktion von Arsenat in wässriger Lösung ist die Fällung mit Ammoniummolybdat. Der gelbe Niederschlag ist schwerlöslich in Säuren, aber gut löslich in Basen:

$\mathrm{H_2AsO_4^- + 22 \ H^+ + 3 \ NH_4^+ + 12 \ MoO_4^{2-} \longrightarrow (NH_4)_3[As(Mo_3O_{10})_4 \cdot aq] + 12 \ H_2O}$

Dihydrogenarsenat reagiert mit Wasserstoffionen, Ammoniumionen und Molybdationen zu Ammoniumarsenomolybdat und Wasser.

Thiosulfat-Anionen

Thiosulfat-Anionen (S₂O₃²⁻) werden durch Zugabe von Silbernitratlösung im Überschuss bei pH um 7 nachgewiesen („Sonnenuntergang“): Es entsteht ein weißer Niederschlag, der sich langsam von gelb, orange über braun bis hin zum schwarzen Silbersulfid verfärbt (Reaktion in 2 Schritten – Ausfällung mit anschließender Redoxreaktion in Form einer Disproportionierung):

$\mathrm{S_2O_3^{2-} + 2 \ Ag^+ \longrightarrow Ag_2S_2O_3 \downarrow}$

1.Schritt: Thiosulfat wird durch Silberionen schnell ausgefällt, es entsteht sofort weißes Silberthiosulfat.

$\mathrm{Ag_2S_2O_3 + H_2O \longrightarrow Ag_2S + H_2SO_4}$

2. Schritt: Das Thiosulfat (Oxidationszahl Schwefel: +II) zerfällt langsam in Verbindungen mit günstigerer Oxidationszahl: Sulfide (−II) und Sulfat (+VI).

Cyanid-Anionen

Einer Probelösung, die auf Cyanid-Ionen (CN⁻) zu untersuchen ist, wird folgendes beigegeben: Zuerst wird die Probelösung mit Alkalihydroxiden auf pH 8–9 gepuffert, anschließend wird Eisen(II)-sulfat-Lösung im Unterschuss zugegeben. Sind Cyanid-Ionen vorhanden, bildet sich nach dem Ansäuern (am besten mit verdünnter Schwefelsäure) das tiefblaue Pigment Berliner Blau. Doch Vorsicht: Es kann beim Ansäuern jederzeit Blausäure entweichen!

Permanganat-Anionen

Um Permangant-Ionen nachzuweisen, gibt es eine Reihe von Experimenten, wobei immer auf die Fähigkeit des MnO₄⁻, Stoffe zu oxidieren, zurückgegriffen wird. Eine Reaktion, bei der man sehr schön erkennen kann, dass es sich um Permangant-Ionen handelt, ist die Oxidation von Iodid-Ionen in einer Kaliumiodid-Lösung: Der Probelösung (schwach violett bis violett, schwefelsauer) wird eine gesättigte Kaliumiodidlösung zugegeben. Eine Gelbfärbung ist erstes Anzeichen für die Oxidation der Iodid-Ionen zu elementarem Iod. Um jedoch sicher zu sein, wird etwas Stärke zu der vermeintlichen Iod-Kaliumiodid-Lösung gegeben: Eine intensive blaue bis schwarze Färbung zeigt elementares Iod an.

$\mathrm{2 \ MnO_4^- + 10 \ I^- + 16 \ H^+ \longrightarrow 5 \ I_2 + 2 \ Mn^{2+} + 8 \ H_2O}$

1. Schritt: Permangant-Ionen, Iodid-Ionen und Wasserstoff-Ionen reagieren zu Iod, Mangan(II)-Ionen und Wasser.

$\mathrm{n \ I_2 + -[C_6H_{10}O_5]_n- \longrightarrow -[C_6H_{10}O_5(I_2)]_n- \downarrow}$

2. Schritt: Iod (gelb) und Stärke (weiß) reagieren zu Iodstärke (blau-schwarz), welches in wässriger Lösung ausfällt.

Thiocyanat-Anionen

Thiocyanat-, oder auch Rhodanid-Ionen werden qualitativ mit der „Stierblutprobe“ nachgewiesen.

Dabei wird der zu untersuchenden Lösung eine gesättigte Eisen(III)-chlorid-Lösung zugegeben. Erscheint eine intensiv „stierblutrote“ Färbung, so waren Thiocyanat-Ionen vorhanden.

$\mathrm{SCN^- + Fe^{3+} + 5 \ H_2O \longrightarrow [Fe(SCN)(H_2O)_5]^{2+}_{aq}}$

Reaktion: Thiocyanat-Ionen und Eisen(III)-Ionen reagieren im wässrigen Milieu zum Komplex Pentaaquathiocyanatoferrat(III), welcher blutrot erscheint.

Borat-Anionen

Borat-Ionen (BO₃³⁻) werden qualitativ über ihre Methylester nachgewiesen. Dazu wird der zu untersuchenden Lösung Methanol und einige Schwefelsäure-Tropfen als Katalysator zugegeben.

$\mathrm{BO_3^{3-} + 3 \ CH_3OH \longrightarrow (CH_3)_3BO_3 + 3 \ OH^-}$

Reaktion: Borat-Ionen und Methanol reagieren unter dem Katalysator Schwefelsäure zu Trimethylborat und Hydroxid-Ionen.

Die Dämpfe des Methanol/Trimethylborat-Gemisches werden entzündet. Es erscheint eine leuchtend grüne Flamme.

$\mathrm{(CH_3)_3BO_3 + 9 \ O_2 \longrightarrow 6 \ CO_2 + 9 \ H_2O + B_2O_3}$

Reaktion: Beim Verbrennen des Trimethylborats entsteht Kohlenstoffdioxid, Wasser und Bortrioxid, welches die Flamme rauchen lässt.

Acetat-Anionen

Acetat-Ionen (CH₃COO⁻) lassen sich mit Kaliumhydrogensulfat nachweisen, indem man das Salz, von dem man annimmt, dass es ein Acetat ist, mit Kaliumhydrogensulfat im Mörser zerreibt. Dabei wird das Proton (H⁺) des Hydrogensulfat-Ions auf das Acetation übertragen. Dabei entsteht Essigsäure, die leicht an ihrem typischen Geruch identifiziert werden kann.

$\mathrm{CH_3COO^- + HSO_4^- \ \longrightarrow \ CH_3COOH + SO_4^{2-}}$

Acetat wird durch Hydrogensulfat protoniert. Es entsteht Essigsäure und Sulfat.

Butyrat-Anionen

Butyrat-Ionen, also die Anionen der Buttersäure, lassen sich über ihren Methylester Buttersäuremethylester, oder kurz Methylbutyrat nachweisen. Dieser besitzt einen intensiven Geruch nach Apfel. Er ist einer von zwei Stoffen, die einen apfelähnlichen Geruch verbreiten. Der zweite wäre Pentylpentanoat, der sich jedoch nicht aus Methanol herstellen lässt, sodass dieses Nachweisverfahren sehr sicher für Butyrat-Ionen ist.

$\mathrm{C_3H_7COO^- + CH_3OH \longrightarrow \ C_3H_7COOCH_3 + OH^-}$

Butyrat-Ionen und Methanol reagieren zu Methylbutyrat, der sich anhand seines Geruchs schnell identifizieren lässt, und Hydroxid-Ionen.

Eine weitere Möglichkeit, Butyrat-Ionen zu untersuchen, ist es, der Probe eine mittelstarke bis starke Säure zuzugeben. Entsteht ein ranziger Geruch nach verdorbener Butter, so waren Butyrat-Ionen in der Probe.

$\mathrm{2 \ C_3H_7COO^- + H_2SO_4 \longrightarrow \ 2 \ C_3H_7COOH + SO_4^{2-}}$

Butyrat-Ionen und Schwefelsäure reagieren zur widerlich ranzig riechenden Buttersäure, und Sulfat-Ionen.

Tartrat-Anionen

Tartrat-Ionen sind die Säurerest-Ionen der Weinsäure. Sie lassen sich durch eine farbliche Komplexbildungsreaktion nachweisen. Der zu untersuchende Stoff wird, sofern dies noch nicht der Fall ist, in Wasser gelöst (siehe Bild, linkes Reagenzglas). Zu dieser wässrigen Lösung wird etwas frisch gefälltes Kupfer(II)-hydroxid gegeben, welches in neutraler Probelösung ausfällt (mittiges Reagenzglas). Anschließend wird mit Natronlauge die Lösung alkalisiert. Entsteht eine schwach dunkelblaue Lösung, so sind Tartrat-Ionen nachgewiesen. (rechtes Reagenzglas)

$\mathrm{C_4H_4O_6^{2-} + Cu(OH)_2 + 2 \ H_2O \longrightarrow \ [Cu(C_4H_6O_6)](OH)_2 + 2 \ OH^-}$

Tartrat-Ionen, Kupfer(II)-hydroxid und Wasser reagieren zum Tartratokupfer(II)hydroxid, welcher tiefblau erscheint und Hydroxid-Ionen.

Siehe auch

Weitere Nachweisreaktionen finden sich in den Hauptartikeln:

Literatur

Gerhart Jander, E. Blasius: Einführung in das anorganisch-chemische Praktikum. S. Hirzel Verlag, Stuttgart 2005 (in 15. Aufl.), ISBN 3-7776-1364-9
Michael Wächter: Stoffe, Teilchen, Reaktionen. Verlag Handwerk und Technik, Hamburg 2000, S. 154-169 ISBN 3-582-01235-2
Bertram Schmidkonz: Praktikum Anorganische Analyse. Verlag Harri Deutsch, Frankfurt 2002, ISBN 3-8171-1671-3

Kategorien: Nachweisreaktion | Analytische Chemie

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